Domājot par vārdu “enerģija”, jūs, iespējams, domājat par kaut ko līdzīgu kustīga objekta kinētiskajai enerģijai vai varbūt potenciālajai enerģijai, kas kaut kam varētu būt gravitācijas dēļ.
Tomēr mikroskopiskā mērogāiekšējā enerģijaobjekts ir svarīgāks par šīm makroskopiskajām enerģijas formām. Šī enerģija galu galā rodas molekulu kustības rezultātā, un to parasti ir vieglāk saprast un aprēķināt, ja uzskatāt, ka slēgta sistēma ir vienkāršota, piemēram, ideāla gāze.
Kas ir sistēmas iekšējā enerģija?
Iekšējā enerģija ir slēgtas molekulu sistēmas kopējā enerģija vai vielas molekulārās kinētiskās enerģijas un potenciālās enerģijas summa. Makroskopiskās kinētiskās un potenciālās enerģijas iekšējai enerģijai nav nozīmes - ja jūs to pārvietojat visu slēgto sistēmu vai maina tās gravitācijas potenciālo enerģiju, iekšējā enerģija paliek tāpat.
Kā jūs varētu sagaidīt mikroskopiskai sistēmai, daudzu molekulu un to potenciālo enerģiju kinētiskās enerģijas aprēķināšana būtu izaicinošs - ja ne praktiski neiespējams - uzdevums. Tātad praksē iekšējās enerģijas aprēķinos tiek izmantoti vidējie rādītāji, nevis rūpīgs process, lai to tieši aprēķinātu.
Īpaši noderīga vienkāršošana ir uzskatīt gāzi par “ideālu gāzi”, kurai tiek pieņemts, ka tai nav starpmolekulāru spēku un tādējādi būtībā nav potenciālās enerģijas. Tas padara sistēmas iekšējās enerģijas aprēķināšanas procesu daudz vienkāršāku, un daudzām gāzēm tas nav tālu.
Iekšējo enerģiju dažreiz sauc par siltumenerģiju, jo temperatūra būtībā ir siltuma enerģija sistēmas iekšējā enerģija - tā tiek definēta kā sistēmā esošo molekulu vidējā kinētiskā enerģija.
Iekšējais enerģijas vienādojums
Iekšējais enerģijas vienādojums ir stāvokļa funkcija, kas nozīmē, ka tā vērtība noteiktā laikā ir atkarīga no sistēmas stāvokļa, nevis no tā, kā tā tur nonāca. Iekšējai enerģijai vienādojums ir atkarīgs no molu (vai molekulu) skaita slēgtā sistēmā un tā temperatūras Kelvinos.
Ideālas gāzes iekšējai enerģijai ir viens no vienkāršākajiem vienādojumiem:
U = \ frac {3} {2} nRT
Kurnir molu skaits,Rir universālā gāzes konstante unTir sistēmas temperatūra. Gāzes konstantei ir vērtībaR= 8,3145 J mol−1 K−1vai aptuveni 8,3 džoulus uz vienu molu uz Kelvinu. Tas dod vērtībuUdžoulos, kā jūs varētu sagaidīt enerģijas vērtību, un tas ir jēga ar to, ka augstāka temperatūra un vairāk vielas molu rada lielāku iekšējo enerģiju.
Pirmais termodinamikas likums
Pirmais termodinamikas likums ir viens no visnoderīgākajiem vienādojumiem, strādājot ar iekšējo enerģiju, un tas norāda ka sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņas ir vienādas ar sistēmai pievienoto siltumu, atņemot sistēmas paveikto darbu (vaipluspaveiktais darbsieslēgtssistēma). Simbolos tas ir:
=U = Q-W
Ar šo vienādojumu ir patiešām viegli strādāt, ja jūs zināt (vai varat aprēķināt) siltuma pārnesi un paveikto darbu. Tomēr daudzas situācijas lietas vēl vairāk vienkāršo. Izotermiskā procesā temperatūra ir nemainīga, un, tā kā iekšējā enerģija ir stāvokļa funkcija, jūs zināt, ka iekšējās enerģijas izmaiņas ir nulles. Adiabātiskā procesā nav siltuma pārneses starp sistēmu un tās apkārtni, tāpēc vērtībaJir 0, un vienādojums kļūst par:
∆U = -W
Izobāriskais process notiek nemainīgā spiedienā, un tas nozīmē, ka paveiktais darbs ir vienāds ar spiedienu, kas reizināts ar tilpuma izmaiņām:W = P∆V. Izohori procesi notiek ar nemainīgu tilpumu, un šajos gadījumosW= 0. Tas atstāj iekšējās enerģijas izmaiņas kā vienādas ar sistēmai pievienoto siltumu:
∆U = Q
Pat ja jūs nevarat vienkāršot problēmu vienā no šiem veidiem, daudziem procesiem nav paveikts darbs to var viegli aprēķināt, tāpēc galvenais jums būs atrast iegūtā vai zaudētā siltuma daudzumu darīt.
